Trabajo de fisico quimica.

TRABAJO DE FISICOQUIMICA

LEY DE HESS

DAYANA MICHEL RODRIGUEZ CAMPOS

JENNY PAOLA CAMACHO

FERNANDA MORALES

MONICA SOLANO

BARRANCABERMEJA

INGIENERIA EN HIGIENE Y SEGURIDAD INDUSTRIAL

INSTITUTO UNIVERSITARIO LA PAZ

2016

LEY DE HESS

En termodinámica, la ley de Hess, propuesta por Germain Henri Hess en 1840, establece que: «si una serie de reactivos reaccionan para dar una serie de productos, el calor de reacción liberado o absorbido es independiente de si la reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas», esto es, que los cambios de entalpía son aditivos: ΔHneta = ΣΔHr.

Equivalentemente, se puede decir que el calor de reacción sólo depende de los reactivos y los productos, o que el calor de reacción es una función de estado; en este sentido la ley de Hess es la aplicación a las reacciones químicas del primer principio de la termodinámica; debido a que fue enunciada unos diez años antes que ésta, conserva su nombre histórico.1 El propósito de este planteamiento es analizar de forma muy breve las bases de la Termoquímica como una solución a problemas de transferencia de calor en dichos procesos.

Cuando se busca saber qué tanto calor como una forma de la energía absorbida o desprendida está presente en una reacción, es porque la misma juega un papel muy importante de los cambios químicos, la pregunta obvia en este caso resulta; ¿A qué se debe esa importancia? Se debe a que en todo cambio químico hay ruptura y formación de nuevos enlaces químicos y para que haya esa ruptura, se requiere energía y algunas veces en la formación de los nuevos enlaces se requiere de menor energía para su formación y por tanto se desprende la energía sobrante, razón por la cual, el estudio del calor y de su relación con los cambios químicos resulta tan importante. Además de lo anterior es necesario también conocer si el proceso depende no solo de si el cambio se efectúa a volumen o presión constante, sino también de las cantidades de sustancia considerada, su estado físico, temperatura y presión.

En virtud de que la cantidad de calor obtenida en una reacción depende de la cantidad de sustancia que intervino en ella, si escribimos que dos gramos de hidrógeno se queman en oxígeno para producir agua líquida, y se desprenden 68,320 calorías, entonces cuando incrementamos a cuatro gramos, el calor desprendido es doble y así sucesivamente.

Esto es, que en vez de especificar la cantidad producido por gramo de sustancia para una reacción particular, es usual hacerlo de la siguiente manera:

H2 + 1/2 O2 D H2O ∆H = - 68,320 cal

EJEMPLO:

El carbono en forma de grafito puede oxidarse hasta dióxido (1) o monóxido (2) de carbono, por otro lado, el monóxido de carbono puede oxidarse hasta dióxido (3). Como se ve a continuación, la suma de las entalpías de la reacción en dos pasos (2) + (3) es igual a la entalpía de la reacción en un paso (1):

 [pic 1]

EJERCICIOS

[pic 2]1) partiendo de las ecuaciones termoquímicas a 25ºc que se indican a continuación, calcula la

Entalpía de formación del ácido nitroso ¿es una reacción exotérmica o endotérmica?:

a) nh4no2 (s) → n2 (g) + 2h2o (l) δh = -300,12 kj

b) h2 (g) + ½ o2 (g) → h2o (l) δh = - 284,24 kj

c) n2 (g) + 3h2 (g) → 2nh3 (aq) δh = - 170,54 kj

d) nh3 (aq) + hno2 (aq) → nh4no2 (aq) δh = - 38,04 kj

e) nh4no2 (s) → nh4no2 (aq) δh = + 19,85 kj

2) a partir de las entalpías estándar de enlace, determinar la entalpía para la reacción de

Hidrogenación del 1,3-butadieno a butano. (Entalpías estándar: enlaces c=c → 612,9kj; enlaces hh

→ 436,4kj; enlaces c-c → 348,15kj; enlaces c-h → 415,32kj).

  SOLUCION

1) partiendo de las ecuaciones termoquímicas a 25ºc que se indican a continuación, calcula la entalpía de formación del ácido nitroso ¿es una reacción exotérmica o endotérmica?:

a) nh4no2 (s) → n2 (g) + 2h2o (l) δh = -300,12 kj

b) h2 (g) + ½ o2 (g) → h2o (l) δh = - 284,24 kj

c) n2 (g) + 3h2 (g) → 2nh3 (aq) δh = - 170,54 kj

d) nh3 (aq) + hno2 (aq) → nh4no2 (aq) δh = - 38,04 kj

e) nh4no2 (s) → nh4no2 (aq) δh = + 19,85 kj

En primer lugar, tenemos que plantear la reacción de formación del ácido nitroso, y ajustarla. Sería así:

                              1/2n2 (g) + 1/2h2(g) + o2 (g) → hno2 (aq)

Ahora tenemos que trabajar con las reacciones parciales. Una por una, tendremos que decidir si suceden en la dirección que nos interesa o es al revés. La primera de ellas, por ejemplo, tenemos que escribirla en sentido contrario, porque en ella el n2 es un producto, y nosotros queremos que quede como reactivo:

                                       a) n2 (g) + 2h2o (l) → nh4no2 (s)

De momento no nos preocupamos de todas esas otras cosas que aparecen y que no salen en nuestra fórmula final. Si hacemos las cosas bien, todos esos compuestos químicos se irán por sí solos.

La segunda reacción parcial está como queremos, porque en ella el h2 y el o2 están en el lado de los reactivos. La cuarta la tenemos que invertir (queremos que el ácido nitroso esté en los productos).

La tercera la tenemos que invertir, porque aunque tiene el h2 y el n2 en el lado de los reactivos, necesitamos que haya nh3 entre los reactivos, para que se simplifique con el nh3 de los productos

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